Lý thuyết axit bazo

Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp Acid + Base Base + Acid... Xác định cường độ của các axit dựa vào cường độ của các baz liên hợp với chúngT

Khái niệm về axit, baz

a.

b Thuyết proton Bronsted

c Thuyết electron của Lewis

Thuyết cổ điển của Arrhenius

Axit: chất điện ly cho ion H3O+ trong nước

HCl(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) HNO 3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)

NH 3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH-(aq)

Thuyết proton Bronsted

 Axit :cho proton HA  H+ + A

- Baz : nhận proton: B + H+  BH+

 Các cặp axit – baz liên hợp: HA HA /A / A- , BH+ / B

HA + B  A A- + BH+

Phản ứng giữa axit axit và baz là pư trao đổi proton(H+)

giữa axit axit của 1cặp axit axit - baz - baz liên hợp này với 1baz của 1 cặp axit - baz liên hợp khác.

Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp

Acid + Base Base + Acid

Dự đoán axit, baz Bronsted

Axit – là chất phải chứa H+

Phân tử trung hoà : HCl, HNO3, HF….

Cation có chứa H+ : NH4+

Cation kim loại trong nước : Fe2+(aq) ; Al3+(aq)

(18e +2e) – (18e> >8e ) → tính axit mạnh hơn cấu hình 8e

Anion có chứa H : HSO4- , H2PO4- ….

Al(H 2 3+ O) 6 Al(OH)(H 2+2 O) 5 + H+

Al(H 2 O) 3+ 6 +H2O (l) Al(OH)(H 2 O) 2+ 5 + H3O+

Al 3+ (aq) bị thuỷ phân

Baz Bronsted - chất có dư mật độ điện tích âm

=

Anion : Cl-, NO3-, SO42-, PO43-….

Phân tử cộng hoá trị phân cực : NH3

Chất lưỡng tính- chất vừa có khả năng cho H+ vừa

CƯỜNG ĐỘ AXÍT BAZ Ở TRẠNG THÁI KHÍ

ẢNH HƯỞNG CỦA BÁN KÍNH ANION ĐẾN AP

-AP(kJ/mol) 1554 1398 1354 1315

Bán kính anion tăng dần →mật độ electron trên

các anion giảm dần →AP giảm dần

→tính baz giảm

ẢNH HƯỞNG CỦA LIÊN KẾT ĐẾN AP

Khả năng lai hóa giảm dần → mật độ electron giảm → AP giảm

Xác định cường độ của các axit dựa vào cường độ của các baz liên hợp với chúng

Trật tự cường độ axit CH4< NH3< H2O < HF

Phản ứng giữa axit và baz ở trạng thái khí sẽ diễn

ra theo chiều H+ sẽ kết hợp với baz có AP lớn nhất

để tạo thành baz có AP nhỏ hơn

F-(k) + HCl(k) → HF(k) + Cl-(k)

AP 1554kJ/mol 1398kJ/mol

Dung môi proton hoá

 Là hợp chất cộng hoá trị phân cực có chứa H nên có khả năng trao đổi proton (chất lưỡng tính)

 Thường tạo lk H2 nên Tsvà Tnc cao.

 Có tính phân cực mạnh nên có khả năng hoà tan

nhiều chất (có cực).

 Có thể tự ion hoá một phần khi ở trạng thái lỏng.

Hằng số cân bằng gọi là hằng số tự proton hoá Kd

H2O + H2O  H3O + OH- kn= [ OH-][ H3O+]

NH3 + NH3  NH2 - + NH4+ kd= [NH2-][NH4+]

HD + HD  D- + H2D+ Kd = [ D-][H2D+]

Sự điện ly của axit và baz là kết quả của pư trao

đổi proton giữa axit và baz với dung môi.

NH3(aq) + H2O (l) NH4 +( aq) + OH-(aq)

axit

Sự điện ly của axit và baz trong nước

 Axit: HA + H2O  A- + H3O+

[ ] HA

A O

Kb càng lớn thì tính baz càng mạnh

 Đối với cặp axit – baz liên hợp:

HA + H2O  A - + H3O+ [ ]

] ][

[ 3

) (

HA

A O

] ][

b HA

A

OH

HA x

HA

A O

H K

−

−

− +

] [

] ][

[ ]

[

] ][

[

3

3 )

( )

(

pKa + pKb = pKn = 14

Ka.Kb = Kd → pKa + pKb = pKd

Ka.Kb = Kn

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC BASE YẾU

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT YẾU VÀ BASE LIÊN HỢP

ở 25 0 C

Hiệu ứng san bằng dung môi

Ảnh hưởng của dung môi đến

cường độ axit baz Hằng số tự proton hoá (Kd )

HD + HD  D- + H2D+ Kd = [ D-][H2D+]

Kd càng lớn thì tính axit của dung môi càng mạnh.

Ái lực proton (AP) HD + H+ =H2D+ ∆ H = -AP

AP càng lớn thì dung môi có tính baz càng mạnh

Dung môi có AP↑ thì tính axit của chất tan tăng tính baz của chất tan giảm

• Trong nước, CH3COOH là axit yếu

• Trong NH3 , CH 3 COOH là axit mạnh

Dung môi có AP↓ thì tính axit của chất tan giảm

tính baz của chất tan tăng

HNO 3 + HF (dm)  H 2 NO 3 + + F

-NH4OH là baz yếu trong dung môi nước

Cường độ của các axit HnX trong dd nước

Cường độ của các oxiaxit HaXOn(OH)m

Qui tắc Kartletch

• Thế ion của nguyên tử trung tâm Φ

• Φ= số oxyhoá NTTT / bán kính ion trung tâm

Φ < 2,2 : baz

Φ < 3,2 : lưỡng tính 2,2 <

Φ > 3,2 : axit

Thuyết electron của Lewis

Axit Lewis: là tiểu phân có dư mật độ điện tích dương và orbital hoá trị trống để nhận cặp electron liên kết từ baz

Dự đoán axit Lewis:

Hầu hết các cation kim loại (Ag + , Co 3+ , Cr 3+ , Mg 2+ )

Các halogenua của B, Al, Si, Sn

Các hydrua của B,Al

Các hợp chất có lk đôi trong những đk thích hợp cũng

Thuyết Lewis dùng giải thích quá trình tạo phức và tính bền của phức

Dự đoán baz Lewis:

FF

N HH

H

Ag+ + 2NH3  [Ag(NH3)2]+



□

base acid





Strengths of Other Acids

Carboxylic acids all have the -COOH group in

common; therefore, differences in acid strength must come from differences in the R group attached to the carboxyl group

Strengths of Amines as Bases

Aromatic amines are much weaker bases than

aliphatic amines

π electrons in the benzene ring of an aromatic

molecule are delocalized and can involve the N’s

lone-pair electrons in the resonance hybrid

Strengths of Acids

• The same trend applies to the VIA hydrides

• Their bond strength has this trend

H2O >> H2S > H2Se > H2Te

• The acid strength is the reverse trend

H2O << H2S < H2Se < H2Te

Strengths of Acids

• The acid leveling effect masks the differences in acid strength of the hydrohalic acids

– The strongest acid that can exist in water is H3O+

• Acids that are stronger than H3O+ merely react with water to produce H3O+

• Consequently all strong soluble acids have the same strength in water.

HI + H2O → H3O+ + I

-essentially 100%

Strengths of Acids

• HBr, which should be a weaker acid, has the same

strength in water as HI

HBr + H 2 O → H 3 O + + Br

-essentially 100%

• Acid strength differences for strong acids can only be distinguished in nonaqueous solutions like acetic acid, acetone, etc

Strengths of Acids

Strongest Acid Weakest Base

Strengths of Acids

• It is possible to do this for essentially every acid and base (and their partners)

Strengths of Acids

• The strongest acid that can exist in water is H3O+.

HCl + H2O → H3O+ + Cl

• The strongest base that can exist in water is OH-.

NH2- + H2O → NH3 + OH

• The reason that stronger acids and bases cannot exist in water is that water is amphiprotic.

Bonds which must break for

Acidic protons

Strengths of Acids

• Remember that for binary acids, acid strength

increased with decreasing H-X bond strength

• Ternary acids have the same periodic trend

• Strong ternary acids have weaker H-O bonds than weak ternary acids

• For example, compare acid strengths:

HNO2<HNO3 H2SO3< H2SO4

• This implies that the H-O bond strength is:

You do it!

HNO2 > HNO3 H2SO3 > H2SO4

Strengths of Acids

– Every additional O atom increases the oxidation

state of the central atom by 2.

Strengths of Acids

• For ternary acids having the same central atom:

the highest oxidation state of the central atom is usually

strongest acid.

• For example, look at the strength of the Cl ternary acids

HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

weakest strongest

Cl oxidation states +2 +4 +6 +8

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

possible:

1 Strong acids – strong bases

2 Weak acids – strong bases

3 Strong acids – weak bases

4 Weak acids – weak bases

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

1 Strong acids - strong bases

• This is one example of several possibilities

hydrobromic acid + calcium hydroxide

• The molecular equation is:

You do it!

2 HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaBr2(aq) + 2 H2O()

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

– forming insoluble salts

sulfuric acid + barium hydroxide

You do it!

H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaSO4(s)+ 2H2O()

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

• The total ionic equation is:

You do it!

2H+(aq) + SO42-(aq) + Ba2+(aq) + 2OH-(aq) → BaSO4(s) + 2H2O()

• The net ionic equation is:

You do it!

2H+(aq) + SO42-(aq) + Ba2+(aq) + 2OH-(aq) → BaSO4(s) + 2H2O()

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

– forming soluble salts

nitrous acid + sodium hydroxide

You do it!

HNO2(aq) + NaOH(aq) → NaNO2(aq) + H2O()

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

• The total ionic equation is:

– Reminder – there are 3 types of substances that are written as ionized

in total and net ionic equations.

1 Strong acids

2 Strong bases

3 Strongly water soluble salts

You do it!

HNO2(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)→ Na+(aq) + NO2-(aq) + H2O()

• The net ionic equation is:

You do it!

→

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

– forming soluble salts

nitric acid + ammonia

You do it!

HNO3(aq) + NH3(aq) → NH4NO3(aq)

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

• The total ionic equation is:

You do it!

H+(aq) + NO3-(aq) + NH3(aq)→ NH4+(aq) +NO3-(aq)

• The net equation is:

You do it!

H+(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq)

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

– forming soluble salts

acetic acid + ammonia

You do it!

CH3COOH(aq) + NH3(aq) → NH4CH3COO(aq)

Acid-Base Reactions in

Aqueous Solutions

• The total ionic equation is:

You do it!

CH3COOH(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + CH3COO-(aq)

• The net ionic equation is:

You do it!

CH3COOH(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + CH3COO-(aq)

Acidic Salts and Basic Salts

• Acidic salts are formed by the reaction of polyprotic acids with less than the stoichiometric amount of base.

• For example, if sulfuric acid and sodium hydroxide are reacted in a 1:1 ratio.

H2SO4(aq) + NaOH(aq) → NaHSO4(aq) + H2O()

The acidic salt sodium hydrogen sulfate is formed.

• If sulfuric acid and sodium hydroxide are reacted in a 1:2

ratio.

H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O()

The normal salt sodium sulfate is formed.

Acidic Salts and Basic Salts

• Similarly, basic salts are formed by the reaction of polyhydroxy bases with less than the stoichiometric amount of acid

ratio

You do it!

Ba(OH)2(aq) + HCl(aq) → Ba(OH)Cl(aq) + H2O()

The basic salt is formed.

• If the reaction is in a 1:2 ratio

Ba(OH)2(aq) + 2HCl(aq) → BaCl2(aq) + 2H2O()

The normal salt is formed.

Acidic Salts and Basic Salts

• Both acidic and basic salts can neutralize acids and bases.

– However the resulting solutions are either acidic or basic because they form conjugate acids or bases.

• Another example of BrØnsted-Lowry theory.

• This is an important concept in understanding buffers.

• An acidic salt neutralization example is:

• A basic salt neutralization example is:

Ba(OH)Cl(aq) + HCl(aq) → BaCl2(aq) + H2O()

The Lewis Theory

• Developed in 1923 by G.N Lewis.

– This is the most general of the present day acid-base theories

– Emphasis on what the electrons are doing as

opposed to what the protons are doing

• Acids are defined as electron pair acceptors

• Bases are defined as electron pair donors

• Neutralization reactions are accompanied by

coordinate covalent bond formation.

The Lewis Theory

• One Lewis acid-base example is the ionization of ammonia.

acid

base

OH

NH

O

H

NH3 + 2 → ← 4+ +

-The Lewis -Theory

• Look at this reaction in more detail paying attention to

covalent bond is formed

The Lewis Theory

• A second example is the ionization of HBr

HBr + H2O → H3O+ + Br

acid base

The Lewis Theory

• Again, a more detailed examination keeping our focus on

The Lewis Theory

• A third Lewis example is the autoionization of water

You do it

base

acid

OH

O H

O H

O

-The Lewis -Theory

• The reaction of sodium fluoride and boron

trifluoride provides an example of a reaction that

is only a Lewis acid-base reaction.

– It does not involve H+ at all, thus it cannot be an

Arrhenius nor a Brønsted-Lowry acid-base reaction

NaF + BF3 → Na+ + BF

4-• You must draw the detailed picture of this

reaction to determine which is the acid and

which is the base

The Lewis Theory

-Base - it donates

the electron pair

Acid - it accepts the electron pair coordinate covalent bond formed

The Lewis Theory

The Lewis Theory

NH3 + HBr → NH4++ Br

You do it!

not Arrhenius

The Preparation of Acids

• The binary acids are prepared by reacting the

nonmetallic element with H2.

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

This reaction is performed in the presence of UV light

• Volatile acids, ones with low boiling points, are prepared by reacting salts with a nonvolatile acid like sulfuric or phosphoric.

NaCl(s) + H2SO4(conc.) → NaHSO4(s) + HCl(g)

NaF(s) + H2SO4(conc.) → NaHSO4(s) + HF(g)